GALLIUM: PROPRIÉTÉS, STRUCTURE, OBTENTION, UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le gallium est un élément métallique qui est représenté par le symbole Ga appartenant au groupe 13 du tableau périodique. Chimiquement, il ressemble à l'aluminium dans son amphotère; cependant, les deux métaux finissent par présenter des propriétés qui les rendent différenciables l'un de l'autre.

Par exemple, les alliages d'aluminium peuvent être travaillés pour leur donner toutes sortes de formes; tandis que ceux du gallium ont des points de fusion très bas, constitués pratiquement de liquides argentés. De plus, le point de fusion du gallium est inférieur à celui de l'aluminium; le premier peut fondre sous l'effet de la chaleur de la main, tandis que le second ne le peut pas.

Cristaux de gallium obtenus en déposant un petit fragment de gallium dans une solution sursaturée de celui-ci (gallium liquide). Source: Maxim Bilovitskiy

La similitude chimique entre le gallium et l'aluminium les regroupe également géochimiquement; c'est-à-dire que les minéraux ou les roches riches en aluminium, comme les bauxites, ont des concentrations considérables de gallium. En dehors de cette source minéralogique, il en existe d'autres de zinc, de plomb et de carbone, largement diffusés dans la croûte terrestre.

Le gallium n'est pas un métal bien connu. Son simple nom peut évoquer l'image d'un coq dans l'esprit. En fait, les représentations graphiques et générales du gallium se trouvent généralement avec l'image d'un coq d'argent; peint avec du gallium liquide, une substance hautement mouillable sur le verre, la céramique et même la main.

Les expériences dans lesquelles des morceaux de gallium métallique sont fondus avec les mains sont fréquentes, ainsi que la manipulation de son liquide et sa tendance à tacher tout ce qu'il touche.

Bien que le gallium ne soit pas toxique, comme le mercure, c'est un agent destructeur des métaux, car il les rend cassants et inutiles (dans un premier temps). En revanche, il intervient pharmacologiquement dans les processus où les matrices biologiques utilisent le fer.

Pour ceux du monde de l'optoélectronique et des semi-conducteurs, le gallium sera tenu en haute estime, comparable et, peut-être, supérieur au silicium lui-même. D'autre part, avec le gallium, des thermomètres, des miroirs et des objets basés sur ses alliages ont été fabriqués.

Chimiquement, ce métal a encore beaucoup à offrir; peut-être dans le domaine de la catalyse, de l'énergie nucléaire, dans le développement de nouveaux matériaux semi-conducteurs, ou «simplement» dans la clarification de leur structure confuse et complexe.

L'histoire

Prédictions de son existence

En 1871, le chimiste russe Dmitri Mendeleev avait déjà prédit l'existence d'un élément dont les propriétés étaient similaires à celles de l'aluminium; qui, il a nommé comme ekaluminio. Cet élément devait être situé juste en dessous de l'aluminium. Mendeleev a également prédit les propriétés (densité, point de fusion, formules de ses oxydes, etc.) de l'ekaluminium.

Découverte et isolement

Étonnamment, quatre ans plus tard, le chimiste français Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran, avait trouvé un nouvel élément dans un échantillon de sphalérite (zinc blende), des Pyrénées. Il a pu le découvrir grâce à une analyse spectroscopique, dans laquelle il a observé le spectre de deux raies violettes qui ne coïncidaient pas avec celui d'un autre élément.

Ayant découvert un nouvel élément, Lecoq a mené des expériences sur 430 kg de sphalérite, dont il a pu en isoler 0,65 gramme; et après une série de mesures de ses propriétés physiques et chimiques, il a conclu qu'il s'agissait de l'ekaluminium de Mendeleev.

Pour l'isoler, Lecoq a procédé à l'électrolyse de son hydroxyde respectif en potasse; probablement le même avec lequel il a dissous la sphalérite. En certifiant qu'il s'agissait d'ekaluminium, et en étant également son découvreur, il lui a donné le nom de «gallium» (galium en anglais). Ce nom dérive du nom «Gallia», qui signifie en latin la France.

Cependant, le nom présente une autre curiosité: «Lecoq» en français signifie «coq», et en latin «gallus». Étant un métal, «gallus» est devenu «gallium»; bien qu'en espagnol la conversion soit beaucoup plus directe. Ainsi, ce n'est pas un hasard si l'on pense à un coq en parlant de gallium.

Proprietes physiques et chimiques

Apparence et caractéristiques physiques

Le gallium est un métal argenté inodore à surface vitreuse au goût astringent. Son solide est mou et cassant, et lorsqu'il se fracture, il le fait de manière conchoïdale; c'est-à-dire que les pièces formées sont courbes, semblables à des coquillages.

Une fois fondu, selon l'angle sous lequel il est vu, il peut montrer une lueur bleutée. Ce liquide argenté n'est pas toxique au contact; cependant, il «adhère» trop aux surfaces, surtout si elles sont en céramique ou en verre. Par exemple, une seule goutte de gallium peut pénétrer l'intérieur d'une tasse en verre pour la recouvrir d'un miroir en argent.

Si un fragment solide de gallium est déposé dans du gallium liquide, il sert de noyau où des cristaux de gallium scintillants se développent et se développent rapidement.

Numéro atomique (Z)

31 (₃₁ Ga)

Masse molaire

69,723 g / mol

Point de fusion

29,7646 ° C Cette température peut être atteinte en tenant fermement un verre de gallium entre deux mains jusqu'à ce qu'il fonde.

Point d'ébullition

2400 ° C Notez le grand écart entre 29,7 ºC et 2400 ºC; en d'autres termes, le gallium liquide a une pression de vapeur très faible, et ce fait en fait l'un des éléments avec la plus grande différence de température entre les états liquide et gazeux.

Densité

-À température ambiante: 5,91 g / cm ³

-Au point de fusion: 6,095 g / cm ³

Notez que la même chose se produit avec le gallium qu'avec l'eau: la densité de son liquide est supérieure à celle de son solide. Par conséquent, vos cristaux flotteront sur le gallium liquide (icebergs de gallium). En effet, l'expansion volumique du solide est telle (trois fois) qu'il n'est pas pratique de stocker du gallium liquide dans des récipients qui ne sont pas en plastique.

Température de fusion

5,59 kJ / mol

Chaleur de vaporisation

256 kJ / mol

Capacité thermique molaire

25,86 J / (mol K)

La pression de vapeur

A 1037 ºC, seul son liquide exerce une pression de 1 Pa.

Electronégativité

1,81 sur l'échelle de Pauling

Énergies d'ionisation

-Premier: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ gaz)

-Deuxième: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ gazeux)

-Troisième: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ gazeux)

Conductivité thermique

40,6 W / (m K)

Résistivité électrique

270 nΩ m à 20 ºC

Dureté Mohs

1,5

Viscosité

1819 cP à 32 ºC

Tension superficielle

709 dynes / cm à 30 ºC

Amphotéricisme

Comme l'aluminium, le gallium est amphotère; réagit avec les acides et les bases. Par exemple, des acides forts peuvent le dissoudre pour former des sels de gallium (III); s'ils sont H ₂ SO ₄ et HNO ₃, Ga ₂ (SO ₄) ₃ et Ga (NO ₃) _{3 sont} respectivement produits. Alors que lors de la réaction avec des bases fortes, des sels de gallate sont produits, avec l'ion Ga (OH) ₄ ^-.

Notez la similitude entre Ga (OH) ₄ ^- et Al (OH) ₄ ^- (aluminate). Si de l'ammoniac est ajouté au milieu, il se forme de l'hydroxyde de gallium (III), Ga (OH) ₃, qui est également amphotère; en réagissant avec des bases fortes, il produit encore du Ga (OH) ₄ ^-, mais s'il réagit avec des acides forts, il libère le complexe aqueux ³⁺.

Réactivité

Le gallium métallique est relativement inerte à température ambiante. Il ne réagit pas avec l'air, car une fine couche d'oxyde, Ga ₂ O ₃, le protège de l'oxygène et du soufre. Cependant, lorsqu'il est chauffé, l'oxydation du métal se poursuit, se transformant complètement en son oxyde. Et si le soufre est présent, à des températures élevées, il réagit pour former du Ga ₂ S ₃.

Il n'y a pas seulement des oxydes et sulfures de gallium, mais aussi des phosphures (GaP), des arséniures (GaAs), des nitrures (GaN) et des antimoniures (GaSb). De tels composés peuvent provenir de la réaction directe des éléments à des températures élevées, ou par des voies de synthèse alternatives.

De même, le gallium peut réagir avec les halogènes pour former leurs halogénures respectifs; tels que Ga ₂ Cl ₆, GaF ₃ et Ga ₂ I ₃.

Ce métal, comme l'aluminium et ses congénères (membres du même groupe 13), peut interagir de manière covalente avec des atomes de carbone pour produire des composés organométalliques. Dans le cas de ceux avec des liaisons Ga-C, ils sont appelés organogales.

La chose la plus intéressante à propos du gallium n'est pas l'une de ses caractéristiques chimiques précédentes, mais son énorme facilité avec laquelle il peut être allié (similaire à celle du mercure et de son processus de fusion). Ses atomes de Ga "frottent" rapidement entre les cristaux métalliques, ce qui donne des alliages de gallium.

Structure et configuration électronique

Complexité

Le gallium n'est pas seulement inhabituel en ce qu'il s'agit d'un métal qui fond avec la chaleur de la paume de votre main, mais sa structure est complexe et incertaine.

D'une part, on sait que ses cristaux adoptent une structure orthorhombique (Ga-I) dans des conditions normales; Cependant, ce n'est qu'une des nombreuses phases possibles pour ce métal, dont l'ordre exact de ses atomes n'a pas été précisé. Il s'agit donc d'une structure plus complexe qu'il n'y paraît à première vue.

Il semble que les résultats varient selon l'angle ou la direction dans laquelle sa structure est analysée (anisotropie). En outre, ces structures sont très sensibles au plus petit changement de température ou de pression, ce qui signifie que le gallium ne peut pas être défini comme un seul type de cristal au moment de l'interprétation des données.

Dimères

Les atomes de Ga interagissent les uns avec les autres grâce à la liaison métallique. Cependant, un certain degré de covalence a été trouvé entre deux atomes voisins, donc l'existence du dimère Ga ₂ (Ga-Ga) est supposée.

En théorie, cette liaison covalente devrait être formée par le recouvrement de l'orbitale 4p, avec son seul électron selon la configuration électronique:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Ce mélange d'interactions covalentes-métalliques est attribué au bas point de fusion du gallium; car, bien que d'une part il puisse y avoir une "mer d'électrons" qui maintient les atomes de Ga étroitement ensemble dans le cristal, d'autre part les unités structurales sont constituées de dimères de Ga ₂, dont les interactions intermoléculaires sont faibles.

Phases sous haute pression

Lorsque la pression augmente de 4 à 6 GPa, les cristaux de gallium subissent des transitions de phase; de l'orthorhombique il passe au cubique centré sur le corps (Ga-II), et de là il passe finalement au tétragonal centré sur le corps (Ga-III). Dans la plage de pression, il se forme éventuellement un mélange de cristaux, ce qui rend l'interprétation des structures encore plus difficile.

Numéros d'oxydation

Les électrons les plus énergétiques sont ceux trouvés dans les orbitales 4s et 4p; comme il y en a trois, on s'attend donc à ce que le gallium puisse les perdre lorsqu'il est combiné avec des éléments plus électronégatifs que lui.

Lorsque cela se produit, l'existence du cation Ga ³⁺ est supposée et son nombre ou état d'oxydation est dit +3 ou Ga (III). En fait, c'est le plus commun de tous ses nombres d'oxydation. Les composés suivants, par exemple, possèdent du gallium en +3: Ga ₂ O ₃ (Ga ₂ ³⁺ O ₃ ^2-), Ga ₂ Br ₆ (Ga ₂ ³⁺ Br ₆ ^-), Li ₃ GaN ₂ (Li ₃ ⁺ Ga ³⁺ N ₂ ^3-) et Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2-).

Le gallium peut également être trouvé avec des nombres d'oxydation de +1 et +2; bien qu'ils soient beaucoup moins courants que +3 (similaire à l'aluminium). Des exemples de tels composés sont GaCl (Ga ⁺ Cl ^-), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ^2-) et GaS (Ga ²⁺ S ^2-).

Notez que l'existence d'ions avec des amplitudes de charge identiques au nombre d'oxydation considéré est toujours supposée (correctement ou non).

Où trouver et obtenir

Un échantillon du minéral gallita, qui est rare mais le seul avec une concentration appréciable de gallium. Source: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Le gallium se trouve dans la croûte terrestre avec une abondance proportionnelle à celle des métaux cobalt, plomb et niobium. Il se présente sous la forme d'un sulfure ou d'un oxyde hydraté, largement répandu sous forme d'impuretés contenues dans d'autres minéraux.

Ses oxydes et sulfures sont peu solubles dans l'eau, de sorte que la concentration de gallium dans les mers et les rivières est faible. De plus, le seul minéral «riche» en gallium est le gallita (CuGaS ₂, image du haut). Cependant, il n'est pas pratique d'exploiter la poule pour obtenir ce métal. La plumbogumite minérale de gallium est moins connue.

Il n'y a donc pas de minerais idéal pour ce métal (avec une concentration supérieure à 0,1% en masse).

Au lieu de cela, le gallium est obtenu comme sous-produit du traitement métallurgique des minerais d'autres métaux. Par exemple, il peut être extrait de bauxites, de mélangeurs de zinc, d'alun, de charbon, de galène, de pyrite, de germanite, etc. c'est-à-dire qu'il est généralement associé à l'aluminium, au zinc, au carbone, au plomb, au fer et au germanium dans différents corps minéraux.

Chromatographie d'échange d'ions et électrolyse

Lorsque la matière première minérale est digérée ou dissoute, soit dans des milieux fortement acides soit basiques, on obtient un mélange d'ions métalliques solubilisés dans l'eau. Le gallium étant un produit secondaire, ses ions Ga ³⁺ restent dissous dans le mélange une fois que les métaux d'intérêt ont précipité.

Ainsi, on souhaite séparer ces Ga ³⁺ des autres ions, dans le seul but d'augmenter leur concentration et la pureté du métal résultant.

Pour cela, en plus des techniques de précipitation conventionnelles, la chromatographie d'échange d'ions est utilisée grâce à l'utilisation d'une résine. Grâce à cette technique, il est possible de séparer (par exemple) Ga ³⁺ de Ca ²⁺ ou Fe ³⁺.

Une fois obtenue une solution très concentrée d'ions Ga ³⁺, elle est soumise à une électrolyse; c'est-à-dire que Ga ³⁺ reçoit des électrons pour pouvoir se former en métal.

Les isotopes

Le gallium se trouve dans la nature principalement sous forme de deux isotopes: ⁶⁹ Ga, avec une abondance de 60,11%; et ⁷¹ Ga, avec une abondance de 39,89%. C'est pour cette raison que le poids atomique du gallium est de 69,723 u. Les autres isotopes du gallium sont synthétiques et radioactifs, avec des masses atomiques allant de ⁵⁶ Ga à ⁸⁶ Ga.

Des risques

Environnemental et physique

D'un point de vue environnemental, le gallium métallique est peu réactif et soluble dans l'eau, donc ses déversements en théorie ne représentent pas de risques de contamination sévères. De plus, on ne sait pas quel rôle biologique il peut avoir dans les organismes, la plupart de ses atomes étant excrétés dans l'urine, sans aucun signe d'accumulation dans aucun de ses tissus.

Contrairement au mercure, le gallium peut être manipulé à mains nues. En fait, l'expérience d'essayer de le faire fondre avec la chaleur des mains est assez courante. Une personne peut toucher le liquide argenté résultant sans craindre d'endommager ou de blesser sa peau; bien qu'il laisse une tache d'argent dessus.

Cependant, l'ingérer pourrait être toxique, car en théorie il se dissoudrait dans l'estomac pour générer du GaCl ₃; sel de gallium dont les effets sur l'organisme sont indépendants du métal.

Dommages aux métaux

Le gallium se caractérise par une forte coloration ou une forte adhérence aux surfaces; et si ceux-ci sont métalliques, il les traverse et forme des alliages instantanément. Cette caractéristique de pouvoir être allié avec presque tous les métaux rend inapproprié le déversement de gallium liquide sur tout objet métallique.

Par conséquent, les objets métalliques risquent de se briser en morceaux en présence de gallium. Son action peut être si lente et inaperçue qu'elle apporte des surprises indésirables; surtout s'il a été renversé sur une chaise en métal, qui pourrait s'effondrer lorsque quelqu'un s'assoit dessus.

C'est pourquoi ceux qui souhaitent manipuler du gallium ne doivent jamais le mettre en contact avec d'autres métaux. Par exemple, son liquide est capable de dissoudre une feuille d'aluminium, ainsi que de se faufiler dans des cristaux d'indium, de fer et d'étain, pour les rendre cassants.

De manière générale, malgré ce qui précède, et le fait que ses vapeurs soient quasiment absentes à température ambiante, le gallium est généralement considéré comme un élément sûr à toxicité nulle.

Applications

Thermomètres

Thermomètres Galinstan. Source: Gelegenheitsautor

Le gallium a remplacé le mercure comme liquide pour lire les températures indiquées par le thermomètre. Cependant, son point de fusion de 29,7 ºC est encore élevé pour cette application, c'est pourquoi dans son état métallique il ne serait pas viable de l'utiliser dans des thermomètres; à la place, un alliage appelé Galinstan (Ga-In-Sn) est utilisé.

L'alliage Galinstan a un point de fusion d'environ -18 ºC, et l'ajout de sa toxicité nulle en fait une substance idéale pour la conception de thermomètres médicaux indépendants du mercure. De cette façon, s'il se cassait, il serait sûr de nettoyer le désordre; bien qu'il salisse le sol en raison de sa capacité à mouiller les surfaces.

Fabrication de miroirs

Là encore, il est fait mention de la mouillabilité du gallium et de ses alliages. Lorsqu'il touche une surface en porcelaine ou en verre, il se répand sur toute la surface jusqu'à ce qu'il soit complètement recouvert d'un miroir argenté.

En plus des miroirs, les alliages de gallium ont été utilisés pour créer des objets de toutes formes, puisqu'une fois refroidis, ils se solidifient. Cela pourrait avoir un grand potentiel nanotechnologique: construire des objets de très petites dimensions, qui fonctionnent logiquement à basse température, et présentent des propriétés uniques à base de gallium.

Des ordinateurs

Les pâtes thermiques utilisées dans les processeurs informatiques ont été fabriquées à partir d'alliages de gallium.

Drogues

Les ions Ga ³⁺ ont une certaine ressemblance avec Fe ³⁺ dans la manière dont ils interviennent dans les processus métaboliques. Par conséquent, s'il existe une fonction, un parasite ou des bactéries qui nécessitent du fer, ils peuvent être arrêtés en le confondant avec du gallium; tel est le cas des bactéries pseudomonas.

C'est donc là qu'apparaissent les médicaments au gallium, qui peuvent simplement consister en ses sels inorganiques, ou organogales. La Ganita, nom commercial du nitrate de gallium, Ga (NO ₃) ₃, est utilisée pour réguler les concentrations élevées de calcium (hypercalcémie) associées au cancer des os.

Technologique

L'arséniure et le nitrure de gallium se caractérisent par le fait qu'ils sont des semi-conducteurs, venus remplacer le silicium dans certaines applications optoélectroniques. Avec eux, des transistors, des lasers et des diodes électroluminescentes (bleu et violet), des puces, des cellules solaires, etc. ont été fabriqués. Par exemple, grâce aux lasers GaN, les disques Blu-Ray peuvent être lus.

Catalyseurs

Les oxydes de gallium ont été utilisés pour étudier leur catalyse dans différentes réactions organiques de grand intérêt industriel. L'un des catalyseurs au gallium les plus récents consiste en son propre liquide, sur lequel sont dispersés des atomes d'autres métaux qui fonctionnent comme des centres ou des sites actifs.

Par exemple, le catalyseur au gallium-palladium a été étudié dans la réaction de déshydrogénation du butane; c'est-à-dire la conversion du butane en espèces insaturées plus réactives, nécessaires pour d'autres procédés industriels. Ce catalyseur est constitué de gallium liquide servant de support aux atomes de palladium.

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